Ce este potențialul standard și ce definește ecuația Nernst?

Potențialul electrodului standard este definit ca tensiunea în condiții standard a unei semicelule sau semicelule, luând electrodul de hidrogen ca electrod de referință. Între timp, ecuația Nernst este cea care permite calcularea variației potențiale atunci când valorile concentrației și presiunii se abat de la valorile standard.

Citat (APA)

Candela Rocío Barbisan | aug. 2022
Inginer chimist

În primul rând, este necesar să înțelegem conceptul de potențial celular. La pregătirea unui celulă galvanică sau baterie Energie a reacției redox este produsă de circulaţie de electroni printr-un conductor în funcție de capacitatea cuplajelor de a permite acel flux, conform putere forta motrice Această mărime electrică se măsoară prin diferența de potențial sau Voltaj și este cunoscut ca forta electromotoare sau FEM. Acest EMF poate fi măsurat printr-un voltmetru, de exemplu.

Când această diferență de potențial este măsurată în condiții standard, este cunoscută ca potențial electrod standard sau \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) sau \(∆{{E}^{{}^ \circ }}\). Condițiile standard se referă la concentrații de solide și lichide pure de 1 mol/L și gaze la o presiune de 1 atm.

Deoarece nu este posibil să se măsoare potențialul unui electrod izolat, este necesar un flux de electroni între doi electrozi. poli, potențialul unui electrod poate fi determinat prin atribuirea valorii zero unuia dintre ei și cunoscând ∆E al celulă. Pentru a face acest lucru, diferența de potențial este măsurată față de o referință, electrodul standard de hidrogen (SHE), unde electrodul de platină (inert) Este închis într-un tub de sticlă în care hidrogenul gazos este barbotat la o presiune parțială de 1 atm, într-o anumită soluție la 25ºC și 1 mol/L de concentraţie. Prin convenție, valoarea potențială a acestui electrod în condițiile standard menționate este de 0 V, deoarece oxidarea H are loc în el.₂ (g) și reducerea H⁺ in solutie.

Să vedem cazul aplicat celulei Daniell, unde prin valori tabulate potențialele standard ale electrozilor sunt: ​​pentru oxidarea Zn (s) -0,76 V și pentru reducerea Cu+2, 0,34 V. Atunci, valoarea lui \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) rezultă din diferența dintre potențialele standard de reducere și oxidare fiind: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Deoarece \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) este pozitivă, reacția este spontană.

Există o relație între potențialul standard al celulei și constanta acesteia. Echilibru. Știm că energia liberă standard de reacție este:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-nF∆{{E}^{{}^\circ }}\)

Unde n este numărul de electroni care intră în joc în procesul redox, F este constanta lui Faraday (96485 C/mol de electroni) și \(∆{{E}^{{}^\circ }}\)diferența de potențial a celulei în condiții standardele.

La fel, \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) este legată de constanta de echilibru a procesului:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

Echivalând ambele expresii, se poate găsi relația dintre constanta de echilibru K și potențialul standard:

\(lnK=\frac{n~F~∆{{E}^{{}^\circ }}~}{R~T}\)

Acum, presupunând că reacția de oxidare-reducere se desfășoară în condiții diferite de cele standard, acest potențial trebuie recalculat. Pentru a face acest lucru, omul de știință german Nernst a dezvoltat o expresie care raportează potențialul standard al bateriei de potențialul acesteia în diferite condiții, fiind:

\(∆E=∆{{E}^{{}^\circ }}-\frac{R~T~}{n~F}\ln Q\)

Q fiind coeficientul de reacție și R exprimat în J/mol. K.

Este obișnuit să găsim expresii diferite sau simplificate ale ecuației Nernst, de exemplu, dacă atribuim o temperatura de 298 K la proces și convertește logaritm natural în logaritm zecimal, expresia are ca rezultat:

\(∆E=∆{{E}^{{}^\circ }}-\frac{0,05916~V~}{n~}\log Q\)

Este ușor de identificat că atunci când celula începe să funcționeze și se consumă reactanți generând produse, valoarea lui Q începe să crească, conform definiției sale, până la \(∆E\)=0. În acest moment, sistemul este în echilibru și Q = Keq.

Să vedem un exemplu de ecuație Nernst aplicată celulei Daniell. Reamintind că potențialul standard era de 1,1 V (cum am văzut mai devreme), dacă variam concentrațiile, să presupunem că avem acum soluții de Cu⁺² de 0,3 mol/L şi Zn⁺² de 3 mol/L (în loc de 1 mol/L). Potențialul celulei la 298 K ar fi dat de:

\(∆E=1,1~V-\frac{0,05916~V~}{2}\log \left( \frac{3}{0,3} \right)=1,07~V\)